relatorio quimica geral eletroquimica Andreia delatorre

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	UniversidadeEstácio de Sá – Campus Macaé
	Curso: Engenharia
	Disciplina:
Química Geral
	Código:
CCE0032
	Turma:
3053 / 3035
	Professor (a):
Andréia Boechat Delatorre
	Data darealização: 22/05/2016
INTRODUÇÃO
A Eletroquímica, um dos ramos de estudos da Química, responde a essasperguntas. As pilhas ou células eletroquímicas podem ser definidas como:
“Dispositivos capazes de transformar energia química em energia elétrica por meio de reações espontâneas de oxirredução (em que há transferência de elétrons).”
As baterias também realizam esse mesmo processo, porém, a diferença está no fato de que as pilhas possuem apenas um eletrólito (solução condutora de íons também denominada de ponte salina) e dois eletrodos. Já a bateria é composta de várias pilhas agrupadas em série ou em paralelo. Além disso, as pilhas não são recarregáveis, mas as baterias são.
Portanto, numa pilha sempre ocorrerão reações de oxirredução e ela terá os seguintes componentes:
1- Dois eletrodos:
1.1 – Ânodo: É o polo negativo, sofre oxidação porque perde elétronse é o agente oxidante.
1.2 - Cátodo: É o polo positivo, sofre redução por ganhar elétrons e é o agente redutor.
As pilhas são representadas da seguinte forma:
Ânodo                 //     Cátodo
Oxidação           //       redução
A → Ax+ + x e-    //    Bx+ + x e- → B
2- Uma solução eletrolítica:Também chamada de ponte salina, tem a finalidade de manter as duas semi células eletricamente neutras através da migração de íons.
// → representa a ponte salina.
3- Fio metálico externo:Por meio dele oseletrodos são conectados e há a transferência de elétrons.
Por exemplo, podemos montar uma pilha colocando uma solução de sulfato de cobre (CuSO4) num copo e mergulhando nessa solução uma placa de cobre. Em outro copo, colocamos uma solução de sulfato de zinco (ZnSO4) e mergulhamos uma placa de zinco. Depois, conectamos as soluções por meio de uma ponte salina, que pode ser um tubo contendo uma solução eletrolítica com os íons K+(aq)e SO42-(aq) ou uma placa de porcelana porosa. Por fim, conectamos as placasmetálicas por meiode um fio de cobre com um voltímetro (que indicará a passagem de corrente elétrica). O sistema ficará da seguinte forma:
Com o tempo, notaremos que o zinco metálico (Zn(s)) se oxidará, perdendo seus elétrons, que serão transferidos para a placa de cobre. Consequentemente, o cobre se reduzirá, recebendo os elétrons. Portanto, o zinco será o polo negativo (ânodo) e o cobre será o polo positivo (cátodo). As semirreações que ocorrerão em cada eletrodo são dadas por:
Semirreação no ânodo: Zn( s)   ↔  Zn2+(aq) + 2 e-
Semirreação no cátodo: Cu2+(aq) + 2 e- ↔  Cu( s)  
Reação Global: Zn( s)   + Cu2+(aq)  ↔ Zn2+(aq) + Cu( s)  
Podemos representar essa pilha do seguinte modo:
Zn / Zn2+// Cu2+ / Cu
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Foi feita umaPonte Salina, colocando NaCl no interior do vidro apropriado com algodão, com Bombril foi limpa as lâminas a serem usadas, ,logo em seguida em um béquer foi colocado 10ml de CuSO4 0,1 M, e 10 ml Pb(NO3)2 0,1 M em outro. Logo em seguida foi inserida placa de cobre no béquer com CuSO4, e a placa de Chumbo no Pb(NO3)2.
Colocando o voltímetro na escala de 6V, e colocando os cabos em seus devidos lugar medimos a voltagem .
MATERIAL UTILIZADO
	Tubo em “U”,
	Becher de 150mL
	Multímetro (ou um voltímetro)
	Algodão
	Bombril.
RESULTADO E DISCUSSÃO
Montada a pilha, registrou-se uma ddp de 0,48V. As reações caracterizam essa pilha são:
O valor teórico de ddp desta pilha é +0,47V. Porém, novamente, as soluções estão fora das condições padrão: a concentraçãoera 0,10 mol/L, e não 1,0 mol/L e não estavam a 25°C. Assim, o valor encontrado teoricamente é diferente do teórico. A partir da Equação de Nernst, encontraram-se os valores de -0,19V para a semi-pilha de Chumbo, e +0,34V para a semi-pilha de Cobre.
EPb+2/Pb = - 0,13 - 0,0592/2 (log 1/0,10) = - 0,13 - 0,0296 = - 0,16 V
ECu+2/Cu = + 0,34 - 0,0592/2 (log 1/0,10) = + 0,34 - 0,0296 = + 0,31 V
E = (+0,31) - (-0,16) = +0,47V
O potencial teórico dessa pilha é 0,47V, porém foi encontrada diferença de 0,1V ( Erro Experimental : 1%). Isso pode ser explicado pelo uso de eletrodos impuros, já que os que estavam à disposição já haviam sido usados em outros ensaios, isto é, estavam oxidados, demonstrado assim pelas camadas acumuladas nas superfícies dos eletrodos, atrapalhando as reações de oxirredução, atrapalhando assim, o fluxo de elétrons.
CONCLUSÃO
Pilhas em série, geralmente, atingem alta diferença de potencial, dependendo do potencial redutor de suas soluções. Para que ela seja efetiva, são necessários anodos de alto e baixo poder redutor e catodos de alto e baixo poder redutor (alto poder oxidante).
Metais alcalinos possuem altos potenciais de redução, pois possuem um único elétron na valência, fazendo com que a doação deste seja muito mais favorável, logo, é muito inviável a redução dos mesmos sob eletrolise em solução aquosa, pois a água sempre vai impedi-los de reduzir.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
	FELTRE, Ricardo. Fundamentos da Química - Volume Único - 2ª Edição - 1997 - Editora Moderna
	USBERCO, João;SALVADOR, Edgard. Química - Volume Único - 4ª Edição - 1999 - Editora Saraiva